К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов: примеры, свойства. Тема урока: «Оксиды металлов и неметаллов - состав и названия Химические свойства оксидов и гидроксидов неметаллов

1. Металл + Неметалл. В данное взаимодействие не вступают инертные газы. Чем выше электроотрицательность неметалла, тем с большим числом металлов он будет реагировать. Например, фтор реагирует со всеми металлами, а водород – только с активными. Чем левее в ряду активности металлов находится металл, тем с большим числом неметаллов он может реагировать. Например, золото реагирует только с фтором, литий – со всеми неметаллами.

2. Неметалл + неметалл. При этом более электроотрицательный неметалл выступает окислителем, менее ЭО – восстановителем. Неметаллы с близкой электроотрицательностью плохо взаимодействуют между собой, например, взаимодействие фосфора с водородом и кремния с водородом практически не возможно, так как равновесие этих реакций смещено в сторону образования простых веществ. Не реагируют с неметаллами гелий, неон и аргон, остальные инертные газы в жестких условиях могут реагировать с фтором.
Не взаимодействуют кислород с хлором, бромом и йодом. Со фтором кислород может реагировать при низких температурах.

3. Металл + кислотный оксид. Металл восстанавливает неметалл из оксида. После этого избыток металла может реагировать с получившимся неметаллом. Например:

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Si (при недостатке магния)

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Mg 2 Si (при избытке магния)

4. Металл + кислота. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, реагируют с кислотами с выделением водорода.

Исключение составляют кислоты – окислители (серная концентрированная и любая азотная), которые могут реагировать с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода, в реакциях не выделяется водород, а получается вода и продукт восстановления кислоты.

Нужно обратить внимание на то, что при взаимодействии металла с избытком многоосновной кислоты может получиться кислая соль: Mg +2 H 3 PO 4 = Mg (H 2 PO 4 ) 2 + H 2 .

Если продуктом взаимодействия кислоты и металла является нерастворимая соль, то металл пассивируется, так как поверхность металла защищается нерастворимой солью от действия кислоты. Например, действие разбавленной серной кислоты на свинец, барий или кальций.

5. Металл + соль. В растворе в данную реакцию вступают металл, стоящий в ряду напряжений правее магния, включая сам магний, но левее металла соли. Если металл активнее магния, то он реагирует не с солью, а с водой с образованием щелочи, которая в дальнейшем реагирует с солью. При этом исходная соль и получающаяся соль должны быть растворимыми. Нерастворимый продукт пассивирует металл.

Однако, из этого правила бывают исключения:

2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 ;

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Так как железо имеет промежуточную степень окисления, то его соль в высшей степени окисления легко восстанавливается до соли в промежуточной степени окисления, окисляя даже менее активные металлы.

В расплавах ряд напряжений металлов не действует. Определить, возможна ли реакция между солью и металлом, можно только с помощью термодинамических расчетов. Например, натрий может вытеснить калий из расплава хлорида калия, так как калий более летучий: Na + KCl = NaCl + K (эту реакцию определяет энтропийный фактор). С другой стороны алюминий получали вытеснением из хлорида натрием: 3 Na + AlCl 3 = 3 NaCl + Al . Этот процесс экзотермический, его определяет энтальпийный фактор.

Возможен вариант, что соль при нагревании разлагается, и продукты ее разложения могут реагировать с металлом, например нитрат алюминия и железо. Нитрат алюминия разлагается при нагревании на оксид алюминия, оксид азота (IV ) и кислород, кислород и оксид азота будут окислять железо:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Металл + основный оксид. Также, как и в расплавах солей, возможность этих реакций определяется термодинамически. В качестве восстановителей часто используют алюминий, магний и натрий. Например: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe реакция экзотермическая, энтальпийный фактор);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (рубидий летучий, энтальпийный фактор).

8. Неметалл + основание. Как правило, реакция идет между неметаллом и щелочью.Не все неметаллы могут реагировать с щелочами: нужно помнить, что в это взаимодействие вступают галогены (по-разному в зависимости от температуры), сера (при нагревании), кремний, фосфор.

KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (на холоде)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (в горячем растворе)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

1) неметалл – восстановитель (водород, углерод):

СО 2 + С = 2СО;

2NO 2 + 4H 2 = 4H 2 O + N 2 ;

SiO 2 + C = CO 2 + Si. Если получившийся неметалл может реагировать с металлом, использованным в качестве восстановителя, то реакция пойдет дальше (при избытке углерода) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si С

2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены):

2С O + O 2 = 2СО 2 .

С O + Cl 2 = СО Cl 2 .

2 NO + O 2 = 2 N О 2 .

10. Кислотный оксид + основный оксид . Реакция идёт, если получающаяся соль в принципе существует. Например, оксид алюминия может реагировать с серным ангидридом с образованием сульфата алюминия, но не может реагировать с углекислым газом, так как соответствующей соли не существует.

11. Вода + основный оксид . Реакция возможна, если образуется щелочь, то есть растворимое основание (или мало растворимое, в случае кальция). Если основание нерастворимое или мало растворимое, то идёт обратная реакция разложения основания на оксид и воду.

12. Основный оксид + кислота . Реакция возможна, если образующаяся соль существует. Если получающаяся соль нерастворима, то реакция может пассивироваться из-за перекрытия доступа кислоты к поверхности оксида. В случае избытка многоосновной кислоты возможно образование кислой соли.

13. Кислотный оксид + основание . Как правило, реакция идет между щелочью и кислотным оксидом. Если кислотный оксид соответствует многоосновной кислоте, может получиться кислая соль: CO 2 + KOH = KHCO 3 .

Кислотные оксиды, соответствующие сильным кислотам, могут реагировать и с нерастворимыми основаниями.

Иногда с нерастворимыми основаниями реагируют оксиды, соответствующие слабым кислотам, при этом может получиться средняя или основная соль (как правило, получается менее растворимое вещество): 2 Mg (OH ) 2 + CO 2 = (MgOH ) 2 CO 3 + H 2 O .

14. Кислотный оксид + соль. Реакция может идти в расплаве и в растворе. В расплаве менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий. В растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет оксид, соответствующий более слабой кислоте. Например, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , в прямом направлении эта реакция идет в расплаве, углекислый газ более летучий, чем оксид кремния; в обратном направлении реакция идет в растворе, угольная кислота сильнее кремниевой, к тому же оксид кремния выпадает в осадок.

Возможно соединение кислотного оксида с собственной солью, например, из хромата можно получить дихромат, и сульфата – дисульфат, из сульфита – дисульфит:

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

Для этого нужно взять кристаллическую соль и чистый оксид, или насыщенный раствор соли и избыток кислотного оксида.

В растворе соли могут реагировать с собственными кислотными оксидами с образованием кислых солей: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

15. Вода + кислотный оксид . Реакция возможна, если образуется растворимая или мало растворимая кислота. Если кислота нерастворимая или мало растворимая то идёт обратная реакция разложения кислоты на оксид и воду. Например, для серной кислоты характерна реакция получения из оксида и воды, реакция разложения практически не идёт, кремниевую кислоту нельзя получить из воды и оксида, но она легко разлагается на эти составляющие, а вот угольная и сернистая кислоты могут участвовать как в прямых, так и обратных реакциях.

16. Основание + кислота. Реакция идет, если хотя бы одно из реагирующих веществ растворимо. В зависимости от соотношения реагентов могут получаться средние, кислые и основные соли.

17. Основание + соль. Реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).

18. Соль + кислота. Как правило,реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).

Сильная кислота может реагировать с нерастворимыми солями слабых кислот (карбонатами, сульфидами, сульфитами, нитритами), при этом выделяется газообразный продукт.

Реакции между концентрированными кислотами и кристаллическими солями возможны, если при этом получается более летучая кислота: например, хлороводород можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический хлорид натрия, бромоводород и йодоводород – действием ортофосфорной кислоты на соответствующие соли. Можно действовать кислотой на собственную соль для получения кислой соли, например: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba (HSO 4 ) 2 .

19. Соль + соль. Как правило,реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит.

1) соль не существует, потому что необратимо гидролизуется . Это большинство карбонатов, сульфитов, сульфидов, силикатов трехвалентных металлов, а так же некоторые соли двухвалентных металлов и аммония. Соли трехвалентных металлов гидролизуются до соответствующего основания и кислоты, а соли двухвалентных металлов – до менее растворимых основных солей.

Рассмотрим примеры:

2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3 + 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3

H 2 CO 3 разлагается на воду и углекислый газ, вода в левой и правой части сокращается и получается: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH ) 3 + 3 CO 2 (2)

Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат железа, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие хлорида железа (III ) и карбоната натрия: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH ) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)

Подчеркнутая соль не существует из-за необратимого гидролиза:

2CuCO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 +CO 2 (2)

Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат меди, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие сульфата (II ) и карбоната натрия:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Si (при недостатке магния)

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Mg 2 Si (при избытке магния)

Однако, из этого правила бывают исключения:

2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 ;

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (на холоде)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (в горячем растворе)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

1) неметалл – восстановитель (водород, углерод):

СО 2 + С = 2СО;

2NO 2 + 4H 2 = 4H 2 O + N 2 ;

2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены):

2С O + O 2 = 2СО 2 .

С O + Cl 2 = СО Cl 2 .

2 NO + O 2 = 2 N О 2 .

Кислотные оксиды, соответствующие сильным кислотам, могут реагировать и с нерастворимыми основаниями.

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

Рассмотрим примеры:

2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3 + 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3

CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)

Подчеркнутая соль не существует из-за необратимого гидролиза:

2CuCO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 +CO 2 (2)

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

13.1. Определения

К важнейшим классам неорганических веществ по традиции относят простые вещества (металлы и неметаллы), оксиды (кислотные, основные и амфотерные), гидроксиды (часть кислот, основания, амфотерные гидроксиды) и соли. Вещества, относящиеся к одному и тому же классу, обладают сходными химическими свойствами. Но вы уже знаете, что при выделении этих классов используют разные классификационные признаки.
В этом параграфе мы окончательно сформулируем определения всех важнейших классов химических веществ и разберемся, по каким признакам выделяются эти классы.
Начнем с простых веществ (классификация по числу элементов, входящих в состав вещества). Их обычно делят на металлы и неметаллы (рис. 13.1-а ).
Определение понятия " металл" вы уже знаете.

Из этого определения видно, что главным признаком, позволяющим нам разделить простые вещества на металлы и неметаллы, является тип химической связи.

В большинстве неметаллов связь ковалентная. Но есть еще и благородные газы (простые вещества элементов VIIIA группы), атомы которых в твердом и жидком состоянии связаны только межмолекулярными связями. Отсюда и определение.

По химическим свойствам среди металлов выделяют группу так называемых амфотерных металлов. Это название отражает способность этих металлов реагировать как с кислотами, так и со щелочами (как амфотерные оксиды или гидроксиды) (рис. 13.1-б ).
Кроме этого, из-за химической инертности среди металлов выделяют благородные металлы. К ним относят золото, рутений, родий, палладий, осмий, иридий, платину. По традиции к благородным металлам относят и несколько более реакционно-способное серебро, но не относят такие инертные металлы, как тантал, ниобий и некоторые другие. Есть и другие классификации металлов, например, в металлургии все металлы делят на черные и цветные, относя к черным металлам железо и его сплавы.
Из сложных веществ наибольшее значение имеют, прежде всего, оксиды (см.§2.5), но так как в их классификации учитываются кислотно-основные свойства этих соединений, мы сначала вспомним, что такое кислоты и основания .

Таким образом, мы выделяем кислоты и основания из общей массы соединений, используя два признака: состав и химические свойства.
По составу кислоты делятся на кислородсодержащие (оксокислоты ) и бескислородные (рис. 13.2).

Следует помнить, что кислородсодержащие кислоты по своему строению являются гидроксидами .

Примечание. По традиции для бескислородных кислот слово кислота" используется в тех случаях, когда речь идет о растворе соответствующего индивидуального вещества, например: вещество HCl называют хлороводородом, а его водный раствор – хлороводородной или соляной кислотой.

Теперь вернемся к оксидам. Мы относили оксиды к группе кислотных или основных по тому, как они реагируют с водой (или по тому, из кислот или из оснований они получаются). Но с водой реагируют далеко не все оксиды, зато большинство из них реагирует с кислотами или щелочами, поэтому оксиды лучше классифицировать по этому свойству.

Существует несколько оксидов, которые в обычных условиях не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. Такие оксиды называют несолеобразующими . Это, например, CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2 . В отличие от них, остальные оксиды называют солеобразующими (рис. 13.3).

Как вы знаете, большинство кислот и оснований относится к гидроксидам . По способности гидроксидов реагировать и с кислотами, и со щелочами среди них (как и среди оксидов) выделяют амфотерные гидроксиды (рис. 13.4).

Теперь нам осталось дать определение солей . Термин " соль" используется издавна. По мере развития науки, его смысл неоднократно изменялся, расширялся и уточнялся. В современном понимании соль – это ионное соединение, но традиционно к солям не относят ионные оксиды (так как их называют основными оксидами), ионные гидроксиды (основания), а также ионные гидриды, карбиды, нитриды и т. п. Поэтому упрощенно можно сказать, что

Можно дать и другое, более точное, определение солей.

Давая такое определение, соли оксония обычно относят и к солям, и к кислотам.
Соли принято подразделять по составу на кислые , средние и основные (рис. 13.5).

То есть в состав анионов кислых солей входят атомы водорода, связанные ковалентными связями с другими атомами анионов и способные отрываться под действием оснований.

Основные соли обычно имеют очень сложный состав и часто нерастворимы в воде. Типичный пример основной соли – минерал малахит Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Как видите, важнейшие классы химических веществ выделяются по разным классификационным признакам. Но по какому бы признаку мы не выделяли класс веществ, все вещества этого класса обладают общими химическими свойствами.

В этой главе вы познакомитесь с наиболее характерными химическими свойствами веществ-представителей этих классов и с самыми важными способами их получения.

МЕТАЛЛЫ, НЕМЕТАЛЛЫ, АМФОТЕРНЫЕ МЕТАЛЛЫ, КИСЛОТЫ, ОСНОВАНИЯ, ОКСОКИСЛОТЫ, БЕСКИСЛОРОДНЫЕ КИСЛОТЫ, ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ, КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ, АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ, АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ, СОЛИ, КИСЛЫЕ СОЛИ, СРЕДНИЕ СОЛИ, ОСНОВНЫЕ СОЛИ
1.Где в естественной системе элементов расположены элементы, образующие металлы, а где – элементы, образующие неметаллы?
2.Напишите формулы пяти металлов и пяти неметаллов.
3.Составьте структурные формулы следующих соединений:
(H 3 O)Cl, (H 3 O) 2 SO 4 , HCl, H 2 S, H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , Ba(OH) 2 , RbOH.
4.Каким оксидам соответствуют следующие гидроксиды:
H 2 SO 4 , Ca(OH) 2 , H 3 PO 4 , Al(OH) 3 , HNO 3 , LiOH?
Каков характер (кислотный или основный) каждого из этих оксидов?
5.Среди следующих веществ найдите соли. Составьте их структурные формулы.
KNO 2 , Al 2 O 3 , Al 2 S 3 , HCN, CS 2 , H 2 S, K 2 , SiCl 4 , CaSO 4 , AlPO 4
6.Составьте структурные формулы следующих кислых солей:
NaHSO 4 , KHSO 3 , NaHCO 3 , Ca(H 2 PO 4) 2 , CaHPO 4 .

13.2. Металлы

В кристаллах металлов и в их расплавах атомные остовы связывает единое электронное облако металлической связи. Как и отдельный атом элемента, образующего металл, кристалл металла обладает способностью отдавать электроны. Склонность металла отдавать электроны зависит от его строения и, прежде всего, от размера атомов: чем больше атомные остовы (то есть чем больше ионные радиусы), тем легче металл отдает электроны.
Металлы – простые вещества, поэтому степень окисления атомов в них равна 0. Вступая в реакции, металлы почти всегда изменяют степень окисления своих атомов. Атомы металлов, не обладая склонностью принимать электроны, могут только их отдавать или обобществлять. Электроотрицательность этих атомов невелика, поэтому даже при образовании ими ковалентных связей атомы металлов приобретают положительную степень окисления. Следовательно, все металлы в той или иной степени проявляют восстановительные свойства . Они реагируют:
1) С неметаллами (но не все и не со всеми):
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (при нагревании),
Fe + S = FeS (при нагревании).
Наиболее активные металлы легко реагируют с галогенами и кислородом, а с очень прочными молекулами азота реагирует только литий и магний.
Реагируя с кислородом, большинство металлов образует оксиды, а наиболее активные – пероксиды (Na 2 O 2 , BaO 2) и другие более сложные соединения.
2) С оксидами менее активных металлов:
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (при нагревании),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (с предварительным нагреванием).
Возможность протекания этих реакций определяется общим правилом (ОВР протекают в направлении образования более слабых окислителя и восстановителя) и зависит не только от активности металла (более активный, то есть легче отдающий свои электроны металл восстанавливает менее активный), но и от энергии кристаллической решетки оксида (реакция протекает в направлении образования более " прочного" оксида).
3) С растворами кислот (§ 12.2):
Mg + 2H 3 O = Mg 2B + H 2 + 2H 2 O, Fe + 2H 3 O = Fe 2 + H 2 + 2H 2 O,
Mg + H 2 SO 4p = MgSO 4p + H 2 , Fe + 2HCl p = FeCl 2p + H 2 .
В этом случае возможность реакции легко определяется по ряду напряжений (реакция протекает, если металл в ряду напряжений стоит левее водорода).
4) C растворами солей (§ 12.2):

Fe + Cu 2 = Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag = Cu 2 +2Ag,
Fe + CuSO 4p = Cu + FeSO 4p , Cu + 2AgNO 3p = 2Ag + Cu(NO 3) 2p .
Для определения возможности протекания реакции здесь также используется ряд напряжений.
5) Кроме этого, наиболее активные металлы (щелочные и щелочноземельные) реагируют с водой (§ 11.4):
2Na + 2H 2 O = 2Na + H 2 + 2OH , Ca + 2H 2 O = Ca 2 + H 2 + 2OH ,
2Na + 2H 2 O = 2NaOH p + H 2 , Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2p + H 2 .
Во второй реакции возможно образование осадка Ca(OH) 2 .
Большинство металлов в промышленности получают, восстанавливая их оксиды:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (при высокой температуре),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (при высокой температуре).
В лаборатории для этого часто используют водород:

Наиболее активные металлы, как в промышленности, так и в лаборатории, получают с помощью электролиза (§ 9.9).
В лаборатории менее активные металлы могут быть восстановлены из растворов их солей более активными металлами (ограничения см. в § 12.2).

1.Почему металлы не склонны проявлять окислительные свойства?
2.От чего в первую очередь зависит химическая активность металлов?
3.Осуществите превращения
а) Li Li 2 O LiOH LiCl; б) NaCl Na Na 2 O 2 ;
в) FeO Fe FeS Fe 2 O 3 ; г) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2 .
4.Восстановите левые части уравнений:
а) ... = H 2 O + Cu;
б) ... = 3CO + 2Fe;
в) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Химические свойства металлов.

13.3. Неметаллы

В отличие от металлов, неметаллы очень сильно отличаются друг от друга по своим свойствам – как физическим, так и химическим, и даже по типу строения. Но, не считая благородных газов, во всех неметаллах связь между атомами ковалентная.
Атомы, входящие в состав неметаллов, обладают склонностью к присоединению электронов, но, образуя простые вещества, " удовлетворить" эту склонность не могут. Поэтому неметаллы (в той или иной степени) обладают склонностью присоединять электроны, то есть могут проявлять окислительные свойства . Окислительная активность неметаллов зависит, с одной стороны, от размеров атомов (чем меньше атомы, тем активнее вещество), а с другой – от прочности ковалентных связей в простом веществе (чем прочнее связи, тем менее активно вещество). При образовании ионных соединений атомы неметаллов действительно присоединяют " лишние" электроны, а при образовании соединений с ковалентными связями – лишь смещают в свою сторону общие электронные пары. И в том, и в другом случае степень окисления уменьшается.
Неметаллы могут окислять:
1) металлы (вещества более или менее склонные отдавать электроны):
3F 2 + 2Al = 2AlF 3 ,
O 2 + 2Mg = 2MgO (с предварительным нагреванием),
S + Fe = FeS (при нагревании),
2C + Ca = CaC 2 (при нагревании).
2) другие неметаллы (менее склонные принимать электроны):
2F 2 + C = CF 4 (при нагревании),
O 2 + S = SO 2 (с предварительным нагреванием),
S + H 2 = H 2 S (при нагревании),
3) многие сложные вещества:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (при нагревании),
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl.
Здесь возможность протекания реакции определяется прежде всего прочностью связей в реагентах и продуктах реакции и может быть определена путем расчета G .
Самый сильный окислитель – фтор. Ненамного уступают ему кислород и хлор (обратите внимание на их положение в системе элементов).
В значительно меньшей степени окислительные свойства проявляют бор, графит (и алмаз), кремний и другие простые вещества, образованные элементами, примыкающими к границе между металлами и неметаллами. Атомы этих элементов менее склонны присоединять электроны. Именно эти вещества (особенно графит и водород) способны проявлять восстановительные свойства :
2С + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4H 2 O.
Остальные химические свойства неметаллов вы изучите в следующих разделах при знакомстве с химией отдельных элементов (как это было в случае кислорода и водорода). Там же вы изучите и способы получения этих веществ.

1.Какие из приведенных веществ являются неметаллами: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2.Приведите примеры неметаллов, при обычных условиях представляющих собой а) газы, б) жидкости, в) твердые вещества.
3.Приведите примеры а) молекулярных и б) немолекулярных простых веществ.
4.Приведите по три примера химических реакций, в которых окислительные свойства проявляет а) хлор и б) водород.
5.Приведите три примера химических реакций, отсутствующие в тексте параграфа, в которых водород проявляет восстановительные свойства.
6.Осуществите превращения:
а) P 4 P 4 O 10 H 3 PO 4 ; б) H 2 NaH H 2 ; в) Cl 2 NaCl Cl 2 .
Химические свойства неметаллов.

13.4. Основные оксиды

Вы уже знаете, что все основные оксиды – твердые немолекулярные вещества с ионной связью.
К основным оксидам относятся:
а) оксиды щелочных и щелочноземельных элементов,
б) оксиды некоторых других элементов, образующих металлы, в низших степенях окисления, например: СrO, MnO, FeO, Ag 2 O и др.

В их состав входят однозарядные, двухзарядные (очень редко трехзарядные катионы) и оксид-ионы. Наиболее характерные химические свойства основных оксидов как раз и связаны с присутствием в них двухзарядных оксид-ионов (очень сильных частиц-оснований). Химическая активность основных оксидов зависит прежде всего от прочности ионной связи в их кристаллах.
1) Все основные оксиды реагируют с растворами сильных кислот (§ 12.5):
Li 2 O + 2H 3 O = 2Li + 3H 2 O, NiO + 2H 3 O = Ni 2 +3H 2 O,
Li 2 O + 2HCl p = 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p = NiSO 4p + H 2 O.
В первом случае кроме реакции с ионами оксония протекает еще и реакция с водой, но, так как ее скорость значительно меньше, ею можно пренебречь, тем более, что в итоге все равно получаются те же продукты.
Возможность реакции с раствором слабой кислоты определяется как силой кислоты (чем сильнее кислота, тем она активнее), так и прочностью связи в оксиде (чем слабее связь, тем активнее оксид).
2) Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой (§ 11.4):
Li 2 O + H 2 O = 2Li + 2OH BaO + H 2 O = Ba 2 + 2OH
Li 2 O + H 2 O = 2LiOH p , BaO + H 2 O = Ba(OH) 2p .
3) Кроме того, основные оксиды реагируют с кислотными оксидами:
BaO + CO 2 = BaCO 3 ,
FeO + SO 3 = FeSO 4 ,
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3 .
В зависимости от химической активности тех и других оксидов реакции могут протекать при обычной температуре или при нагревании.
В чем причина протекания таких реакций? Рассмотрим реакцию образования BaCO 3 из BaO и CO 2 . Реакция протекает самопроизвольно, а энтропия в этой реакции уменьшается (из двух веществ, твердого и газообразного, образуется одно кристаллическое вещество), следовательно, реакция экзотермическая. В экзотермических реакциях энергия образующихся связей больше, чем энергия рвущихся, следовательно, энергия связей в BaCO 3 больше, чем в исходных BaO и CO 2 . И в исходных веществах, и в продуктах реакции два типа химической связи: ионная и ковалентная. Энергия ионной связи (энергия решетки) в BaO несколько больше, чем в BaCO 3 (размер карбонатного иона больше, чем оксид-иона), следовательно, энергия системы O 2 + CO 2 больше, чем энергия CO 3 2 .

+ Q

Иными словами, ион CO 3 2 более устойчив, чем отдельно взятые ион O 2 и молекула CO 2 . А большая устойчивость карбонат-иона (его меньшая внутренняя энергия) связана с распределением заряда этого иона (– 2 е ) по трем атомам кислорода карбонат-иона вместо одного в оксид-ионе (см. также § 13.11).
4) Многие основные оксиды могут быть восстановлены до металла более активным металлом или неметаллом-восстановителем:
MnO + Ca = Mn + CaO (при нагревании),
FeO + H 2 = Fe + H 2 O (при нагревании).
Возможность протекания таких реакций зависит не только от активности восстановителя, но и от прочности связей в исходном и образующемся оксиде.
Общим способом получения почти всех основных оксидов является окисление соответствующего металла кислородом. Таким способом не могут быть получены оксиды натрия, калия и некоторых других очень активных металлов (в этих условиях они образуют пероксиды и более сложные соединения), а также золота, серебра, платины и других очень малоактивных металлов (эти металлы не реагируют с кислородом). Основные оксиды могут быть получены термическим разложением соответствующих гидроксидов, а также некоторых солей (например, карбонатов). Так, оксид магния может быть получен всеми тремя способами:
2Mg + O 2 = 2MgO,
Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O,
MgCO 3 = MgO + CO 2 .

1.Составьте уравнения реакций:
а) Li 2 O + CO 2 б) Na 2 O + N 2 O 5 в) CaO + SO 3
г) Ag 2 O + HNO 3 д) MnO + HCl е) MgO + H 2 SO 4
2.Составьте уравнения реакций, протекающих при осуществлении следующих превращений:
а) Mg MgO MgSO 4 б) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
в) CoO Co CoCl 2 г) Fe Fe 3 O 4 FeO
3.Порцию никеля массой 8,85 г прокалили в токе кислорода до получения оксида никеля(II), затем обработали избытком соляной кислоты. К полученному раствору добавили раствор сульфида натрия до прекращения выделения осадка. Определите массу этого осадка.
Химические свойства основных оксидов.

13.5. Кислотные оксиды

Все кислотные оксиды - вещества с ковалентной связью.
К кислотным оксидам относятся:
а) оксиды элементов, образующих неметаллы,
б) некоторые оксиды элементов, образующих металлы, если металлы в этих оксидах находятся в высших степенях окисления, например, CrO 3 , Mn 2 O 7 .
Среди кислотных оксидов есть вещества, представляющие собой при комнатной температуре газы (например: СО 2 , N 2 O 3 , SO 2 , SeO 2), жидкости (например, Mn 2 O 7) и твердые вещества (например: B 2 O 3 , SiO 2 , N 2 O 5 , P 4 O 6 , P 4 O 10 , SO 3 , I 2 O 5 , CrO 3). Большинство кислотных оксидов - молекулярные вещества (исключения составляют B 2 O 3 , SiO 2 , твердый SO 3 , CrO 3 и некоторые другие; существуют и немолекулярные модификации P 2 O 5). Но и немолекулярные кислотные оксиды при переходе в газообразное состояние становятся молекулярными.
Для кислотных оксидов характерны следующие химические свойства .
1) Все кислотные оксиды реагируют с сильными основаниями, как с твердыми:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (при нагревании),
так и с растворами щелочей (§ 12.8):
SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH = 2NO 3 + H 2 O,
SO 3 + 2NaOH р = Na 2 SO 4р + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH р = 2KNO 3р + H 2 O.
Причина протекания реакций с твердыми гидроксидами та же, что с оксидами (см. § 13.4).
Наиболее активные кислотные оксиды (SO 3 , CrO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.
2) Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (при нагревании)
3) Многие кислотные оксиды реагируют с водой (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (более правильная запись формулы сернистой кислоты -SO 2 . H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Многие кислотные оксиды могут быть получены путем окисления кислородом (сжигания в кислороде или на воздухе) соответствующих простых веществ (C гр, S 8 , P 4 , P кр, B, Se, но не N 2 и не галогены):
C + O 2 = CO 2 ,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2 ,
или при разложении соответствующих кислот:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (при сильном нагревании),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (при высушивании на воздухе),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (при комнатной температуре в растворе),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (при комнатной температуре в растворе).
Неустойчивость угольной и сернистой кислот позволяет получать CO 2 и SO 2 при действии сильных кислот на карбонаты Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 +H 2 O
(реакция протекает как в растворе, так и с твердым Na 2 CO 3), и сульфиты
K 2 SO 3тв + H 2 SO 4конц = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (если воды много, диоксид серы в виде газа не выделяется).

Бинарные соединения кислорода с неметаллическими элементами - это большая группа веществ, которые входят в класс оксидов. Многие оксиды неметаллов всем хорошо известны. Это, например, углекислый газ, вода, двуокись азота. В нашей статье мы рассмотрим их свойства, выясним области применения бинарных соединений и их влияние на окружающую среду.

Общая характеристика

Практически все неметаллические элементы, за исключением фтора, аргона, неона и гелия, могут образовывать оксиды. Большинство элементов имеют несколько оксидов. Например, сера образует два соединения: двуокись серы и серный ангидрид. Это вещества, в которых валентность сульфура равна четырем и шести соответственно. Водород и бор имеют только по одному оксиду, а наибольшее количество бинарных веществ с кислородом характерно для азота. Высшими называются такие окислы, в которых степень окисления атома неметалла равна номеру группы, где находится элемент в периодической системе. Так, CO 2 и SO 3 - это высшие оксиды углерода и серы. Некоторые соединения могут подвергаться дальнейшему окислению. Например, угарный газ в таком случае превращается в диоксид углерода.

Строение и физические свойства

Практически все известные оксиды неметаллов состоят из молекул, между атомами которых образуются ковалентные связи. Сами частицы вещества могут быть как полярными (например, у диоксида серы), так и неполярными (молекулы углекислого газа). Двуокись кремния, представляющая собой природную форму песка, имеет атомное строение. Агрегатное состояние ряда кислотных оксидов может быть различным. Так, окислы карбона, такие как монооксид и диоксид углерода, - газообразны, а бинарные кислородные соединения водорода (H 2 O) или серы в высшей степени окисления (SO 3) представляют собой жидкости. Особенностью воды является то, что оксид относится к несолеобразующим. Их еще называют безразличными.

Трехокись серы или серный ангидрид - это кристаллическое белое вещество. Оно быстро поглощает из воздуха влагу, поэтому диоксид серы хранят в запаянных колбах из стекла. Вещество используется в качестве осушителя воздуха и в производстве сульфатной кислоты. Окислы фосфора или кремния являются твердыми кристаллическими веществами. Взаимное превращение агрегатного состояния характерно для оксидов азота. Так, соединение NO 2 - это газ бурого цвета, а соединение с формулой N 2 O 4 имеет вид бесцветной жидкости или белого твердого вещества. При нагревании жидкость превращается в газ, а его охлаждение приводит к образованию жидкой фазы.

Взаимодействие с водой

Известны реакции кислотных оксидов с водой. Продуктами реакций будут соответствующие кислоты:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - сульфатная кислота

К ним можно отнести взаимодействие пятиокиси фосфора, а также диоксидов серы, азота, углерода с молекулами H 2 O. Однако оксид кремния непосредственно с водой не реагирует. Чтобы получить силикатную кислоту, применяют косвенный способ. Сначала SiO 2 сплавляют со щелочью, например, с гидроксидом натрия. На полученную среднюю соль - силикат натрия, действуют сильной кислотой, например хлоридной.

В результате выпадает белый студенистый осадок кремниевой кислоты. Двуокись кремния может при нагревании реагировать с солями, при этом образуются летучие кислотные оксиды. К кислотным оксидам относятся несколько соединений азота, серы и фосфора, которые занимают ведущее место в загрязнении воздуха. Они взаимодействуют с атмосферной влагой, что приводит к образованию серной, нитратной и азотистой кислоты. Их молекулы вместе с дождем или снегом попадают на растения и почву. Кислотные осадки не только вредят посевам, снижая их урожайность, но также негативно влияют на здоровье людей. Они разрушают постройки из известняка или мрамора, вызывают коррозию металлических конструкций.

Безразличные окислы

К кислотным оксидам относится группа соединений, которые не могут вступать в реакции ни с кислотами, ни со щелочами и не образуют соли. Всем вышеперечисленным соединениям не соответствуют ни кислоты, ни основания, то есть они являются несолеобразующими. Таких соединений немного. Например, к ним относится угарный газ, закись азота и его монооксид - NO. Он, наряду с диоксидом азота и двуокисью серы, участвует в образовании смога над большими промышленными предприятиями и городами. Предотвратить образование токсичных окислов можно, если снизить температуру сгорания топлива.

Взаимодействие со щелочами

Способность к реакциям со щелочами - важная особенность кислотных оксидов. Например, при взаимодействии гидроксида натрия и трехокиси серы образуется соль (сульфат натрия) и вода:

SO 3 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + H 2 O

К кислотным оксидам относится двуокись азота. Ее интересной особенностью является реакция со щелочью, в продуктах обнаруживаются соли двух видов: нитраты и нитриты. Это объясняется способностью оксида азота (IV) при взаимодействии с водой образовывать две кислоты - азотную и азотистую. Двуокись серы также взаимодействует со щелочами, при этом образуются средние соли - сульфиты, а также вода. Соединение, попадая в воздух, сильно загрязняет его, поэтому на предприятиях, использующих топливо с примесью SO 2 , отработанные промышленные газы очищают, распыляя в них негашеную известь или мел. Также можно пропускать диоксид серы через известковую воду или раствор сульфита натрия.

Роль бинарных кислородных соединений неметаллических элементов

Многие кислотные оксиды имеют важное практическое значение. Например, углекислый газ используют в огнетушителях, так как он не поддерживает горение. Окись кремния - песок, широко используется в строительной промышленности. Угарный газ является исходным сырьем для получения метилового спирта. К кислотным оксидам относится пятиокись фосфора. Это вещество применяют в производстве ортофосфорной кислоты.

Бинарные кислородные соединения неметаллов влияют на организм человека. Большинство из них являются токсичными. О вредном влиянии угарного газа мы говорили ранее. Также доказано негативное воздействие оксидов азота, особенно двуокиси азота, на дыхательную и сердечно-сосудистую систему. К кислотным оксидам относится углекислый газ, который не считают ядовитым веществом. Но если его объемная доля в воздухе превышает 0,25%, у человека возникают симптомы удушья, которые могут иметь летальный исход вследствие остановки дыхания.

В нашей статье мы изучили свойства кислотных оксидов и привели примеры их практического значения в жизни человека.

В заданиях ЕГЭ есть такие вопросы, где требуется определить тип оксида. Прежде всего, следует запомнить четыре типа оксидов:

1) несолеобразующие

2) основные

3) кислотные

4) амфотерные

Основные, кислотные и амфотерные оксиды часто также объединяют в группу солеобразующих оксидов .

Не вдаваясь в теоретические подробности, изложу пошаговый алгоритм определения типа оксида.

Первое — определите: оксид металла перед вами или оксид неметалла.

Второе — установив, какой оксид металла или неметалла перед вами, определите степень окисления элемента в нем и воспользуйтесь таблицей ниже. Естественно, правила отнесения оксидов в этой таблице нужно выучить. Поначалу можно решать задания, подглядывая в нее, но ваша цель ее запомнить, так как на экзамене никаких источников информации, кроме таблицы Д.И. Менделеева, таблицы растворимости и ряда активности металлов, у вас не будет.

Оксид неметалла

Оксид металла

1) Степень окисления неметалла +1 или +2

Вывод: оксид несолеобразующий

Исключение: Cl 2 O не относится к несолеобразующим оксидам

1) Степень окисления металла равна +1, +2

Вывод: оксид металла основный

Исключение: BeO, ZnO, SnO и PbO не относятся к основным оксидам!!

2) Степень окисления больше либо равна +3

Вывод: оксид кислотный

Исключение: Cl 2 O относится к кислотным оксидам, несмотря на степень окисления хлора +1

2) Степень окисления металла +3, +4,

Вывод: оксид амфотерный.

Исключение: BeO, ZnO, SnO и PbO амфотерны, несмотря на степень окисления +2 у металлов

3) Степень окисления металла +5,+6,+7

Вывод: оксид кислотный.

Примеры:

Задание: определите тип оксида MgO.

Решение: MgO является оксидом металла, при этом степень окисления металла в нем +2. Все оксиды металлов в степени окисления +1 и +2 основны, кроме оксида бериллия или цинка.

Ответ: MgO – основный оксид.

Задание: определите тип оксида Mn 2 O 7

Решение: Mn 2 O 7 – оксид металла, и степень окисления металла в этом оксиде равна +7. Оксиды металлов в высоких степенях окисления (+5,+6,+7) относятся к кислотным.

Ответ: Mn 2 O 7 – кислотный оксид

Задание: определите тип оксида Cr 2 O 3 .

Решение: Cr 2 O 3 – оксид металла, и степень окисления металла в этом оксиде равна +3. Оксиды металлов в степенях окисления +3 и +4 относятся к амфотерным.

Ответ: Cr 2 O 3 – амфотерный оксид.

Задание: определите тип оксида N 2 O.

Решение: N 2 O – оксид неметалла, и степень окисления неметалла в этом оксиде равна +1. Оксиды неметаллов в степенях окисления +1 и +2 относятся к несолеобразующим.

Ответ: N 2 O – несолеобразующий оксид.

Задание: определите тип оксида BeO.

Решение: оксид бериллия, а также оксид цинка являются исключениями. Несмотря на степень окисления металлов в них, равную +2, они амфотерны.

Ответ: BeO – амфотерный оксид.

С химическими свойствами оксидов можно ознакомиться

Вам могут быть интересны следующие материалы